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Spécialité Physique-Chimie 1ʳᵉ

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Réactions acido-basiques

Couples acide/base, transfert de proton et pH — Constitution et transformations de la matière (1re Spécialité)

À propos de cette page
Ce cours de spécialité physique-chimie en première sur « Réactions acido-basiques » suit le programme officiel de spécialité physique-chimie de première. Il présente les définitions, les propriétés et les méthodes essentielles, accompagnées d'exemples résolus pour bien comprendre. Au programme : L'essentiel : acide, base, couple et pH, Transfert d'ion hydrogène : écrire l'équation d'une réaction acido-basique, pH, ions oxonium et autoprotolyse de l'eau, Force d'un acide : Ka, pKa et taux d'avancement final. Chaque notion est expliquée pas à pas, puis mise en pratique grâce à des exercices interactifs, un QCM et une évaluation corrigée. Idéal pour réviser à son rythme, combler ses lacunes et progresser, en autonomie ou avec un professeur. Cours rédigé par un professeur particulier à Marseille pour aider les élèves de première à réussir en spécialité physique-chimie.
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L'essentiel : acide, base, couple et pH

Acide et base (définitions de Brønsted). Un acide est une espèce chimique capable de céder un ion hydrogène H+ (un proton). Une base est une espèce capable de capter un ion hydrogène H+.
Couple acide/base. Deux espèces qui ne diffèrent que par un ion H+ forment un couple, noté AH/A-. Sa demi-équation acido-basique s'écrit : AH = A- + H+. A- est la base conjuguée de AH ; AH est l'acide conjugué de A-.
Exemples : CH3COOH/CH3COO- (acide éthanoïque / ion éthanoate), NH4+/NH3 (ion ammonium / ammoniac), H3O+/H2O, H2O/HO-.
Réaction acido-basique. C'est un transfert d'ion hydrogène H+ de l'acide d'un couple vers la base d'un autre couple. L'ion H+ n'apparaît jamais dans l'équation finale : il est échangé, jamais libéré seul dans l'eau.
pH d'une solution aqueuse. pH = -log([H3O+]/c°) avec c° = 1 mol·L-1 (concentration de référence). Inversement : [H3O+] = c° × 10-pH. Le pH est un nombre sans unité, que l'on donne avec un seul chiffre après la virgule car la mesure au pH-mètre n'est pas plus précise.
Ordre de grandeur. Une unité de pH en moins, c'est une concentration en ions oxonium multipliée par 10.
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Transfert d'ion hydrogène : écrire l'équation d'une réaction acido-basique

Une réaction acido-basique met en jeu deux couples : l'acide de l'un cède le H+ que la base de l'autre capte. On additionne les deux demi-équations de façon à éliminer H+.

Exemple rédigé. Couples CH3COOH/CH3COO- et H2O/HO-.
CH3COOH = CH3COO- + H+ (l'acide cède)
HO- + H+ = H2O (la base capte)
Somme : CH3COOH + HO- → CH3COO- + H2O
Réaction d'un acide avec l'eau. L'eau joue le rôle de base : AH + H2O → A- + H3O+. Elle produit les ions oxonium responsables de l'acidité.
Réaction d'une base avec l'eau. L'eau joue le rôle d'acide : A- + H2O → AH + HO-. Exemple : NH3 + H2O ⇌ NH4+ + HO-.
Espèce amphotère. Une espèce est amphotère si elle appartient à deux couples, une fois comme acide et une fois comme base. L'eau en est l'exemple fondamental : acide du couple H2O/HO-, base du couple H3O+/H2O. L'ion HCO3- l'est aussi.
Piège. Une réaction acido-basique n'est pas une réaction d'oxydoréduction : on échange un proton, pas un électron. Aucun e- ne doit figurer dans une demi-équation acido-basique.
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pH, ions oxonium et autoprotolyse de l'eau

Autoprotolyse de l'eau. L'eau réagit très faiblement sur elle-même : 2 H2O ⇌ H3O+ + HO-. À l'équilibre, le produit ionique de l'eau vaut [H3O+] × [HO-] = Ke = 1,0×10-14 à 25 °C (Ke augmente avec la température).
Solution acide, neutre, basique (à 25 °C).
• acide : [H3O+] > [HO-], pH < 7,0 ;
• neutre : [H3O+] = [HO-] = 1,0×10-7 mol·L-1, pH = 7,0 ;
• basique : [H3O+] < [HO-], pH > 7,0.
Exemple rédigé (acide fort). Acide chlorhydrique à c = 2,0×10-2 mol·L-1 : la réaction HCl + H2O → Cl- + H3O+ étant totale, [H3O+] = c et pH = -log(2,0×10-2) = 1,7.
Exemple rédigé (base forte). Hydroxyde de sodium à c = 5,0×10-3 mol·L-1 : la dissolution est totale, donc [HO-] = 5,0×10-3 mol·L-1 et [H3O+] = Ke/[HO-] = 2,0×10-12 mol·L-1, d'où pH = 11,7.
Effet d'une dilution. Diluer 10 fois un acide fort divise [H3O+] par 10 : le pH augmente d'une unité ; pour une base, il diminue d'une unité. Dans les deux cas on se rapproche de 7,0.
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Force d'un acide : Ka, pKa et taux d'avancement final

Acide fort, acide faible. Un acide est fort si sa réaction avec l'eau est totale (taux d'avancement final τ = 1) ; il est faible si cette réaction est limitée (τ < 1) : l'acide et sa base conjuguée coexistent en solution.
Taux d'avancement final. Pour un acide AH apporté à la concentration c, τ = xf/xmax = [H3O+]éq/c. On l'exprime souvent en pourcentage.
Constante d'acidité. Pour le couple AH/A- et la réaction AH + H2O ⇌ A- + H3O+ :
Ka = ([A-]éq × [H3O+]éq)/([AH]éq × c°), et pKa = -log Ka, soit Ka = 10-pKa.
Ka ne dépend que du couple et de la température.
Comparer deux acides. À concentration apportée égale, l'acide le plus fort est celui dont Ka est la plus grande, donc dont le pKa est le plus petit : son taux d'avancement final est le plus grand et son pH le plus bas.
Exemple rédigé. Acide éthanoïque : pKa = 4,8, donc Ka = 10-4,8 = 1,6×10-5. Cette valeur très inférieure à 1 traduit une réaction très limitée avec l'eau : c'est un acide faible.
Piège. « Concentré » et « fort » ne sont pas synonymes. Une solution concentrée d'acide faible peut avoir un pH plus bas qu'une solution très diluée d'acide fort. La force décrit le couple (pKa), la concentration décrit la solution.
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Diagramme de prédominance et indicateurs colorés

Relation pH – pKa. Pour un couple AH/A- en solution : pH = pKa + log([A-]/[AH]). On en déduit le diagramme de prédominance :
• pH < pKa : AH prédomine ;
• pH = pKa : [AH] = [A-] ;
• pH > pKa : A- prédomine.
Exemple rédigé. Un vinaigre de pH 3,4 contient le couple CH3COOH/CH3COO- (pKa = 4,8) : [CH3COO-]/[CH3COOH] = 10(3,4-4,8) = 0,040. Comme pH < pKa, la forme acide prédomine (environ 96 % du couple).
Exemple rédigé. Dans une solution d'ammoniaque de pH 10,2 (couple NH4+/NH3, pKa = 9,2) : [NH3]/[NH4+] = 10(10,2-9,2) = 10. La base NH3 est dix fois plus abondante que son acide conjugué, d'où l'odeur caractéristique du gaz ammoniac.
Indicateur coloré acido-basique. C'est un couple acide/base dont les deux formes ont des couleurs différentes. Hors de sa zone de virage, une seule forme prédomine et impose sa couleur ; dans la zone de virage, on voit la teinte intermédiaire. Exemple : le bleu de bromothymol vire entre pH 6,0 et 7,6.
Lecture rapide. Une unité d'écart entre pH et pKa correspond à un rapport de 10, deux unités à un rapport de 100 : au-delà, l'espèce minoritaire représente moins de 1 %.
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Méthodes

Méthode — Écrire l'équation d'une réaction acido-basique
  1. Identifier les deux couples en jeu et repérer, dans chacun, l'acide et la base.
  2. Écrire la demi-équation de l'acide qui cède : AH = A- + H+.
  3. Écrire celle de la base qui capte : B + H+ = BH+.
  4. Additionner les deux demi-équations et éliminer H+ ; vérifier la conservation des éléments et des charges.
Exemple rédigé. Couples CH3COOH/CH3COO- et NH4+/NH3. L'acide éthanoïque cède : CH3COOH = CH3COO- + H+. L'ammoniac capte : NH3 + H+ = NH4+. Somme : CH3COOH + NH3 → CH3COO- + NH4+ (charges nulles de chaque côté).
Méthode — Passer du pH aux concentrations et calculer un taux d'avancement
  1. Calculer [H3O+] = 10-pH mol·L-1 (deux chiffres significatifs).
  2. Si besoin, en déduire [HO-] = Ke/[H3O+].
  3. Comparer [H3O+] à la concentration apportée c : τ = [H3O+]/c.
  4. Conclure : τ = 1 → acide fort ; τ < 1 → acide faible.
Exemple rédigé. Un acide apporté à c = 2,0×10-3 mol·L-1 donne un pH mesuré de 4,0. [H3O+] = 10-4,0 = 1,0×10-4 mol·L-1, donc τ = 1,0×10-4/2,0×10-3 = 5,0 % : réaction très limitée, l'acide est faible.
Méthode — Déterminer l'espèce prédominante et le rapport des concentrations
  1. Placer pKa sur un axe de pH et hachurer les deux domaines (AH à gauche, A- à droite).
  2. Situer le pH de la solution sur cet axe : l'espèce dont le domaine contient ce pH prédomine.
  3. Quantifier avec [A-]/[AH] = 10(pH - pKa).
  4. Convertir en pourcentage si l'énoncé le demande : %AH = 1/(1 + r) où r est le rapport précédent.
Exemple rédigé. Couple AH/A- de pKa = 5,0 dans une solution de pH 4,0. Le pH est inférieur au pKa : AH prédomine. Le rapport vaut [A-]/[AH] = 10(4,0-5,0) = 0,10, donc %AH = 1/(1 + 0,10) = 0,91, soit 91 % sous forme acide.
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Pièges et erreurs classiques

pH = -log c est réservé aux acides forts. Pour un acide faible, [H3O+] est bien plus petite que la concentration apportée : le pH mesuré est plus grand que -log c.
Ne pas confondre concentration apportée et concentration à l'équilibre. c est ce que l'on a versé ; dans Ka, seules les concentrations à l'équilibre interviennent.
Le pKa ne change pas quand on dilue. Elle modifie le pH et le taux d'avancement final (qui augmente), jamais la constante d'acidité : en diluant, l'acide est plus dissocié, pas plus fort.
Un pKa plus petit = un acide plus fort. L'échelle est inversée : classer les acides dans l'ordre croissant des pKa, c'est les classer du plus fort au plus faible.
Ke dépend de la température. pH = 7,0 ne signifie « neutre » qu'à 25 °C. À 37 °C, Ke est plus grande, donc l'eau pure — toujours neutre — a un pH légèrement inférieur à 7,0.
En bref
  • Acide = donneur de H+, base = accepteur de H+ ; un couple AH/A- a pour demi-équation AH = A- + H+.
  • Une réaction acido-basique est un transfert de H+ entre l'acide d'un couple et la base d'un autre : AH + B → A- + BH+.
  • pH = -log([H3O+]/c°) et [H3O+] = 10-pH mol·L-1 ; à 25 °C, [H3O+]×[HO-] = Ke = 1,0×10-14 et la neutralité correspond à pH = 7,0.
  • Acide fort : réaction totale avec l'eau, τ = 1 et pH = -log c. Acide faible : τ < 1, l'acide et sa base conjuguée coexistent.
  • Ka = [A-][H3O+]/([AH]c°), pKa = -log Ka : plus le pKa est petit, plus l'acide est fort.
  • pH = pKa + log([A-]/[AH]) : AH prédomine si pH < pKa, A- si pH > pKa, égalité si pH = pKa.
  • Diluer un acide augmente son taux d'avancement final mais ne modifie pas son pKa.
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